Гальваніка. Електрохімія Б. Лукас Вуллі, Рафаель Адамек, Пітер Крак. 24 лютого, ETH Цюріх
Elektrochemie B Lukas Woolley Rafael Adamek Peter Krack ETH Цюріх 24 лютого 2017 року
Електролізна комірка + - e e анодний катод e Cu CuSO 4 Cu 2+ Cu 2+ e
Типи комірок можна розділити на два типи комірок: Гальванічний елемент: Електроенергія виробляється різними хімічно електродами. Електролізна клітина: речовини отримують, подаючи напругу.
Структура e e Сольовий місток Zn ZnSO 4 розчин Cu CuSO 4 розчин Рисунок: Схематична будова гальванічного елемента. Електрони перетікають від анода до катода. Мідь відновлюється, а цинк окислюється.
Функція гальванічного елемента Окислювально-відновна реакція відбувається спонтанно. Виділена енергія може бути перетворена безпосередньо в електрику. У гальванічному елементі це відбувається через просторове розділення партнерів по реакції. Для клітини, зображеної на малюнку 1, окислювально-відновний процес: Реакції напівклітин стосуються анода і Zn (s) + Cu 2+ Zn 2+ + Cu (s) (1) Zn (s) Zn 2+ + 2e (2) Cu 2+ + 2e Cu (s) (3) для катода.
Діаграма клітин Вся електрохімічна комірка може бути описана діаграмою клітин Zn (s) Zn 2+ (aq) .cu 2+ (aq) Cu (s) (4), де межа фази описує і. сольовий міст. Важливо: спонтанний процес читається зліва направо.
Електрорушійна сила Електрорушійна сила (ЕРС) змушує електрони рухатися від одного електрода до іншого. ЕРС гальванічного елемента є напругою і також називається Е-елементом напруги комірки. ЕРС можна розрахувати, використовуючи різницю між потенціалами напівклітин: E = E катод E анод (5) Для кожної напівклітини потенціали напівклітин можна розрахувати за допомогою рівняння Нернста: E = E 0 + RT z F ln (a (me 2+) ) (6) де a (me 2+) - активність іонів металів у розчині.
Стандартні потенціали напівклітин Потенціали напівклітин не можна виміряти окремо. Тому стандартному водневому електроду було призначено потенціал відновлення 0 В. 2H + (aq) + 2e H 2 (g) ERed 0 = 0,0 V (7) Стандартні потенціали відновлення загальних окислювально-відновних пар можна знайти в електрохімічному ряді.
Спонтанна реакція? Різниця потенціалів E-клітини безпосередньо пов'язана зі зміною вільної ентальпії G. G = zfe клітина (8), де z - кількість електронів в молі, які переносяться, а F - постійна Фарадея. Примітка: При спонтанній реакції G завжди є негативним, а E-клітина завжди позитивним.
Структура + - e e анодний катод e Cu CuSO 4 Cu 2+ Cu 2+ e Рисунок: Схематична будова електролізної комірки. Катод повільно покривається міддю з розчину. Мідний анод буде повільно відриватися.
Як це працює Два електроди знаходяться в розчині електроліту. Електроди підключені до джерела постійного струму: Катод до негативного полюса Анод до позитивного полюса Якщо анод зроблений не з інертного матеріалу, матеріал потрапляє в розчин, тоді як матеріал може осідати на катоді.
Застосування електролізу Виробництво лужних металів та більшості лужноземельних металів здійснюється електролізом з плавленою сіллю. Виробництво галогенів електролізом у водних середовищах. В аналітичній хімії в полярографії. Виробництво металевих покриттів.
Мідь для Гарфілда Щоб воскова фігура Гарфілда могла бути покрита міддю, вона повинна мати можливість проводити електричний струм і бути підключеною як катод в парі з мідним анодом. Щоб зробити гарфілд з воску провідним, його покривають срібним лаком. Розчин сульфату міді служить електролітом. Тепер реакція відбувається на аноді і Cu (s) Cu 2+ + 2e (9) Cu 2+ + 2e Cu (s) (10)
Перший закон Другий закон m I t (11) m 1: m 2 = M 1 z 1: M 2 z 2 (12)
Це призводить до: m = M I t z F (13)
Наша втрата ваги/[г] 0,0 0,2 0,4 0,6 0,8 1,0 Рисунок: Втрата ваги мідного анода як функція часу. 0 500 1000 1500 2000 2500 3000 раз/[с]
Наша константа Фарадея, розрахована нами F = 962421 (57) C моль -1 (14) F літературне значення = 96485 C моль -1 (15)
Наш зв’язок між константою Фарадея та числом Авогадро (16) F e = N A N A літературне значення = 6,022 10-23 моль -1 (17) Наш результат N A літературне значення = 6,0181 (36) 10-23 моль -1 (18)